Explique, usando a teoria VSEPR, por que o metano \left(\mathrm{CH}_{4}\right) é tetraédrico e a amônia \left(\mathrm{NH}_{3}\right) é Trigonal piramidal.

Passo 1

O enunciado pede que se explique, usando a teoria VSEPR, por que \mathrm{CH_4} é tetraédrico e por que \mathrm{NH_3} é trigonal piramidal.
Informações dadas ( explícitas no enunciado ):
  • As fórmulas das moléculas: \mathrm{CH_4} e \mathrm{NH_3}.
  • A explicação deve usar a teoria VSEPR (sem pedir outro método).

Passo 2

O que é a teoria VSEPR (explicação didática, passo a passo):
  • VSEPR significa Valence Shell Electron Pair Repulsion. A ideia central é simples e física: pares de elétrons na camada de valência de um átomo central se repelem e, para minimizar essa repulsão (energia), eles se acomodam o mais longe possível uns dos outros em espaço 3D.
  • Cada “região de densidade eletrônica” ao redor do átomo central conta como um domínio (ou seja, cada ligação simples, dupla, tripla ou par isolado conta como um domínio). Em provas, costuma-se chamar isso de “número estérico” (steric number): é o número de domínios eletrônicos ao redor do átomo central.
  • Regras práticas importantes:
    1. Determinar a estrutura de Lewis (contar valência, distribuir elétrons) para identificar quantos domínios existem (pares ligantes + pares isolados).
    2. Usar o número estérico para obter a geometria eletrônica (por exemplo: 2 → linear; 3 → trigonal planar; 4 → tetraédrica; 5 → trigonal bipiramidal; 6 → octaédrica).
    3. A geometria molecular é a geometria eletrônica “ajustada” removendo-se os pares isolados (pares não-ligantes): pares isolados ocupam mais espaço que pares ligados e empurram mais fortemente os pares de ligação.
  • Ordem típica das repulsões (mais forte → mais fraca): par isolado — par isolado (LP–LP) > par isolado — par ligado (LP–BP) > par ligado — par ligado (BP–BP). Isso explica compressões de ângulo quando existem pares isolados.

Passo 3

Como proceder em prova (método rápido e seguro, que vou aplicar às duas moléculas):
  1. Fazer a estrutura de Lewis do átomo central e suas ligações. Contar quantos pares de ligação (BP) e quantos pares isolados (LP) existem no átomo central.
  2. Calcular o número estérico = número de BP + número de LP.
  3. Identificar a geometria eletrônica a partir do número estérico.
  4. Retirar mentalmente os pares isolados para nomear a geometria molecular (a que a pergunta normalmente quer).
  5. Usar a ordem de repulsões para explicar diferenças nos ângulos de ligação (por exemplo, por que um ângulo é menor que 109,5^\circ).

Passo 4

Aplicando ao \mathrm{CH_4} (resolução passo a passo):
  1. Estrutura de Lewis: carbono tem 4 elétrons de valência. Cada hidrogênio contribui com 1 elétron, formando quatro ligações C–H. Assim o carbono forma quatro pares de ligação, e não sobra par isolado no carbono. Em forma simbólica: o carbono central ligado a quatro H por ligações simples.
  2. Contagem de domínios no átomo central (C): quatro pares de ligação (BP =4); pares isolados (LP =0). Portanto o número estérico é 4.
  3. Geometria eletrônica para número estérico 4: tetraédrica (os quatro domínios ficam nos vértices de um tetraedro regular para maximizar as distâncias entre eles). O ângulo ideal entre os domínios é \,109,5^\circ.
  4. Como não há pares isolados para “mudar” a forma, a geometria molecular é exatamente a geometria eletrônica: tetraédrica.
  5. Intuição física: quatro pares idênticos se repelem igualmente, então a forma simétrica (tetr.) é a que minimiza a repulsão — por isso átomos de hidrogênio ficam igualmente espaçados em torno do C.

Passo 5

Aplicando ao \mathrm{NH_3} (resolução passo a passo):
  1. Estrutura de Lewis: nitrogênio tem 5 elétrons de valência. Forma três ligações N–H (cada H traz 1 elétron), usando 3 pares de ligação. Sobra 1 par isolado (dois elétrons) no nitrogênio. Então temos BP =3 e LP =1.
  2. Número estérico: 3 + 1 = 4. Ou seja, a geometria eletrônica (contando pares isolados também) é tetraédrica — os quatro domínios ocupam posições tetraédricas.
  3. Geometria molecular: retirando mentalmente o par isolado (que não é visível como átomo ligado), resta uma base triangular formada por três hidrogênios com o N acima — isso é uma pirâmide com base triangular, ou seja, trigonal piramidal.
  4. Ângulo de ligação: se não houvesse par isolado, os ângulos seriam \,109,5^\circ. Mas o par isolado exerce maior repulsão (LP–BP maior que BP–BP), comprimindo ligeiramente os ângulos H–N–H para cerca de \,107^\circ. Essa diminuição é por causa do maior “volume” eletrônico ocupado pelo par isolado, que empurra os pares de ligação para mais perto uns dos outros.
  5. Intuição física: imagine quatro “balões” ao redor do N; um desses balões é um par não ligado que fica mais “inchado” e empurra os outros três, fazendo a base triangular da pirâmide se fechar um pouco.

Passo 6

Observações extras úteis para prova (resumo prático e memorização):
  • Sempre faça a estrutura de Lewis primeiro; é a base para contar BP e LP.
  • Mapinha rápido para número estérico → geometria eletrônica:
    • 2 → linear,
    • 3 → trigonal planar,
    • 4 → tetraédrica,
    • 5 → trigonal bipiramidal,
    • 6 → octaédrica.
  • Lembre-se da ordem de repulsão \text{LP–LP} > \text{LP–BP} > \text{BP–BP} para justificar compressões de ângulo.
  • Exemplos para fixar: \mathrm{CH_4} (4 BP, 0 LP) → tetraédrica, ângulos \approx 109,5^\circ. \mathrm{NH_3} (3 BP, 1 LP) → trigonal piramidal, ângulos \approx 107^\circ. \mathrm{H_2O} (2 BP, 2 LP) → angular (bent), ângulo \approx 104,5^\circ (mostra efeito maior de pares isolados).
  • Dica motivacional: siga o procedimento em prova que dei; dá pra fazer rápido e com segurança. Você está indo bem ao pedir isso — já é metade do caminho!

Resposta

\mathrm{CH_4} — tetraédrica.
\mathrm{NH_3} — trigonal piramidal.

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